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第十四章 卤素

第十四章 卤素. 教学内容和目标 掌握卤素的成键特征 ; 记住卤素单质的物理化学性质 ; 能根据卤素化合物的性质分析化学反应产物和现象 ; 能根据元素电势图分析氧化还原能力的强弱 . 教学重点 卤素的成键特征 含氧酸盐的氧化还原性 卤素单质及及氢化物的制备 教学难点 含氧酸盐的氧化还原性 教学课时 :6 教学方法：讲授. ⅦA 族 0 族 2 He 氟 9 F 10 Ne 氯 17 Cl 18 Ar 溴 35 Br 36 Kr 碘 53 I 54 Xe 砹 85 At 86 Rn.

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第十四章 卤素

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  1. 第十四章 卤素 • 教学内容和目标 • 掌握卤素的成键特征; • 记住卤素单质的物理化学性质; • 能根据卤素化合物的性质分析化学反应产物和现象; • 能根据元素电势图分析氧化还原能力的强弱. • 教学重点 • 卤素的成键特征 • 含氧酸盐的氧化还原性 • 卤素单质及及氢化物的制备 • 教学难点 • 含氧酸盐的氧化还原性 • 教学课时:6 • 教学方法：讲授 ⅦA族 0族 2He 氟9F 10Ne 氯17Cl 18Ar 溴35Br 36Kr 碘53I 54Xe 砹85At86Rn

  2. 第十四章 卤素 为何F的电子亲和能反 而比Cl的小些? 卤素的通性

  3. 氯气 Cl2 黄绿色 溴 Br2 红棕色 碘 I2 紫黑色 卤素的颜色 问题：1. 卤素的半径、电子亲和能及电离能有何变化规律？ 2. 为何卤素有可变氧化数且均为奇数？ 3. 卤素中电负性最大、氧化能力最强、分子离解能最小的分别是?

  4. 3d0 3d1 3d2 3S2 3S2 3S2 3p5 3p4 3p3 Cl 各属于何种杂化类型? sp3d杂化 sp3d2杂化 如果显+7价属何种杂化?

  5. 14.2.1 单质性质 卤素分子内原子间以共价键相结合，分子间仅存在微弱的范德华力,主要是色散力,所以卤素单质是分子晶体. 碘容易升华,因此固体碘的保存要注意; 碘是人体必须的微量元素; 它在水中溶解度不大,但在有机溶剂中的溶解度比在水中大得多,以游离碘形式存在,因此显紫色或红褐色;碘易溶于KI、HI和其他碘化物溶液中： I2＋ I－== I3－Kө＝714 I2在KI中的溶解度大于在水中的溶解度，颜色也更深. Br2是否也具有类似的性质？（提示：离子极化）

  6. 半径越大，受其它离子的极化而变形的程度就越大。碘离子使碘单质产生诱导偶极，从而生成I3-。溶解度增大。半径越大，受其它离子的极化而变形的程度就越大。碘离子使碘单质产生诱导偶极，从而生成I3-。溶解度增大。 • 碘的溶解程度越大，颜色当然越深。 • 溴及氯气的单质半径较小，核对电子的引力相对较大，原子难以变形，因此产生诱导偶极的程度很小，故难以因此而增大其在相应盐中的溶解度。 溶解性：氟与水激烈反应，氯有轻微反应，溶于水分别称为氯水、溴水和碘水。

  7. 与水、碱的反应 1.卤素与水可以发生两种类型反应： (1) 2X2+2H2O＝4H++4X-+O2 (2) X2+H2O＝H++X-+HXO F2与水按(1)激烈反应:2F2 + 2H2O = 4HF + O2 Cl2与水按(2)发生部分反应: Cl2+H2O＝H++Cl-+HClO 想一想：氯水久置会失效是什么原因？溶液的酸度会有何变化？ HClO在各种条件下会发生分解： 光照 2HClO ===2HCl + O2

  8. F2的用途 用作农药 作制致冷剂 制UF6用于分离235U 如CCl3F 如氟里昂-12，CCl2F2 灭火剂 高绝缘塑料 玻璃等 如Br2F2

  9. 卤素单质的成键特征 1.形成-1氧化数的离子或共价化合物： X（ns2np5)夺取一个电子X -(ns2np6 ) 或共用一对电子 ２.形成+1,+3,+5,+7氧化数的共价化合物。 3、形成配位键如[AgCl2]-或者[CuCl4]-。 4、有可变氧化数且为奇数。 5、能形成卤素互化物如ICl3、IF5等。 问题： 1）为何F没有其它元素单质所具有的可变氧化数？ 2）你认为ICl3、IF5 中谁显正氧化数？为什么?

  10. 单质的化学性质 1.与H2反应： H2 + F2 = 2HF H2 + Cl2 = 2HCl 2.与P等反应(表现为强氧化性)： 3Cl2 + 2P =2PCl3 (P过量） 5Cl2 + 2P =2PCl5 (Cl2过量） 3.与金属单质反应: 3Cl2 + 2Fe=2FeCl3 4.与H2O反应： 2F2 + 2H2O = 4HF+O2 Cl2 + H2O = HCl+HClO (歧化反应) Br2 + H2O = HBr+HBrO

  11. X2+H2O＝H++X-+HXO(14-1) (14-1)是卤素在水中的歧化反应(卤素既是氧化剂又是还原剂，一部分被氧化，一部分被还原).该歧化反应随溶液酸度的减弱而加大，这是由于H+浓度变小了，有利于化学平衡向右移动。所以溴和碘的反应主要是在碱性溶液中进行。 5. 与碱反应： Cl2 +2NaOH = NaCl+NaClO + H2O(歧化反应) 2Cl2 +2Ca(OH)2 = CaCl2+Ca(ClO) 2+2 H2O (歧化反应) 此反应比较重要！！！ 273K Cl2+2OH-=====Cl-+ClO-+H2O 加热 3Cl2+2OH-＝==5Cl-+ClO3-+3H2O 补充 Br2 +2OH-＝BrO- +Br- +H2O 3I2 + 6OH- ＝IO3- + 5I- +3H2O

  12. 3Br2+2OH-＝5Br-+BrO3-+3H2O 5Br-+BrO3-+6H+＝ 3Br2+3H2O 5Cl – + ClO3 – + 6H+== 3Cl2+3H2O 273K Cl2+2OH-=====Cl-+ClO-+H2O 加热 3Cl2+2OH-＝==5Cl-+ClO3-+3H2O 如果在酸性条件下进行，反应方向呢？ 你能解释清楚？ 某些氧化性的物质的电极反应是与溶液的酸度有关的，一般酸性越强，氧化性就越强。酸性条件下，氯酸根离子具有很强的氧化性，它能将氯离子氧化成为氯气。 2Cl2 +2Ca(OH)2 = CaCl2+Ca(ClO) 2+2 H2O (歧化反应) 漂白粉暴露在空气中吸收二氧化碳后或加入稀盐酸后又可产生氯气，也是此原因。

  13. 1.21 1.65 1.63 1.36 1.21 1.64 1.63 1.358 ClO3- —— HClO2—— HClO——Cl2—— Cl- B A 1.47 ClO3—0.33—ClO2—0.66—ClO—0.40—Cl2—1.36—Cl- 0.89 元素电势图 元素各氧化态按高到低顺序排列，每两种氧化态之间用线段连接，线段上面标上相应的电极电势，这样的图形称为元素电势图。 谁发生歧化反应？ 0.50 某些氧化性的物质的电极反应是与溶液的酸度有关的，一般酸性越强，氧化性就越强。酸性条件下，氯酸根离子具有很强的氧化性，它能将氯离子氧化成为氯气。 思考题:14.5 14.6

  14. 小资料 氟的发现是一篇悲壮的历史 单质的制备 氟是卤族中的第一个元素，但发现得最晚。从1771年瑞典化学家舍勒制得氢氟酸到1886年法国化学家莫瓦桑分离出单质氟经历了100多年时间。 在此期间，戴维、盖·吕萨克、诺克斯兄弟等很多人为制取单质氟而中毒，鲁耶特、尼克雷因中毒太深而献出了自己的生命。 莫瓦桑总结了前人的经验教训，他认为，氟活泼到无法电解的程度，电解出的氟只要一碰到一种物质就能与其化合。如果采用低温电解的方法，可能是解决问题的一个途径。经过多次实验，1886年6月26日， 莫瓦桑终于在低温下用电解氟氢化钾与无水氟化氢混合物的方法制得了游离态的氟。

  15. 2F– ==F2 +2e– 阳极（无定型炭） 2HF2– + 2e–==H2+ 4F– 阴极（电解槽） 　　 电解质：氟氢化钾﹙ KHF2 ﹚+ 氟化氢（HF） • 电解法： F2的制备： 2HF ====H2 + F2 通电 单质的制备 • 制备原理：由于卤素具有较强的氧化性，因此只能用比它们氧化性更强的物质来制备卤素单质，或者采用电化学氧化法即电解法来制备。

  16. 氯的制备 氧化法 2KMnO4+2KF+10HF+3H2O2 == 2K2MnF6+8H2O+3O2 SbCl5+5HF == SbF6+5HCl K2MnF6+2SbF5423K 2KSbF5+MnF4 为何制备时要用冷水而非热水？ MnF3+1/2F2 只要求了解 电解法 ：NaCl+H2O(冷) ==通电==H2 + Cl2 +NaOH

  17. 通电 2H2O + 2e–==H2↑+2OH– 阴极：铁网 2Cl–==Cl2 + 2e– 阳极：石墨 2NaCl+2H2O H2+Cl2+2NaOH 电解反应： 工业上用电解饱和食盐水的方法制备氯 用强氧化剂如MnO2和KMnO4等氧化氯离子制备氯气单质 请你写出上述两个反应方程式

  18. 氯的制备 溴和碘的制备 MnO2+4HCl(浓HCl)====MnCl2+2H2O+Cl2↑ 2KMnO4+16HCl (浓)===2KCl+2MnCl2+8H2O+Cl2↑ 氧化剂用MnO2则一般要加热, 用KMnO4则不须加热 用氧化剂MnO2、氯气等氧化溴化物或碘化物： NaBr+3H2SO4+MnO2==2NaHSO4+MnSO4+2H2O+Br2 2NaI+3H2SO4+MnO2==2NaHSO4+MnSO4+2H2O+I2 Cl2 + 2Br-====Br2 +2Cl- 能否直接用浓硫酸氧化溴化物来制备？

  19. 溴的其它制备方法 Cl2+2Br –== Br2+2Cl– 3Br2+3NaCO3== 5NaBr+HBrO3+3CO2 ↑ 5Br – + BrO3 – + 6H+== 3Br2+3H2O 碘的制备 Cl2+2NaI == 2NaCl+I2 2NaI+3H2SO4+MnO2== 2NaHSO4+I2+2H2O+MnSO4 I2+5Cl2+6H2O == 2IO3 – +10Cl – +12H+ 此二反应要避免使用过量氧化剂

  20. 制备实例 常用氧化剂：KIO3、MnO2、KCrO4 从海带海藻中提取碘的方法： 酸化后加 入氧化剂 海带海藻 燃烧灰化 水浸取液：碘化物 产物碘 I2 反应式：MnO2 +2I- +4H+=I2 +Mn2+ + 2H2O IO3- + 5I- + 6H+== 3I2 + 3H2O

  21. 1.21 1.65 1.63 1.36 1.21 1.64 1.63 1.358 ClO3- —— HClO2—— HClO——Cl2—— Cl- A A 1.47 ClO3—0.33—ClO2—0.66—ClO—0.40—Cl2—1.36—Cl- B 0.50 0.89 1.76 1.50 1.60 1.065 BrO4- —— BrO3-—— HBrO——Br2—— Br- 元素各氧化态按高到低顺序排列，每两种氧化态之间用线段连接，线段上面标上相应的电极电势，这样的图形称为元素电势图 卤素的化学性质 卤素的化学性质主要是氧化还原反应

  22. 教学总结 1.本章介绍卤素及其化合物的性质,内容多而杂, 重点应放在基础理论的介绍,如元素电势图的理解和运用,要让学生掌握和理解好这一基本理论,让学生根据理论来分析为什么反应方向是这样,产物是这一种而不是另外一种,不能单纯要求学生记忆,否则这样接受的知识既不牢固,学生也不能灵活运用,而且学生会觉得乏味;2.课堂上对学生提问有助于提高学生的注意力,也能增加师生互动,活跃气氛;3.由于内容多,因此如何把握重点,突破难点至关重要,可适当提醒学生哪是重点和难点,不要使学生显得无所适从,摸不清头绪.

  23. 第三节 卤化氢和氢卤酸 酸化 溶于水 卤化物 氢卤酸 HX 碱化 氢氯酸俗称盐酸，是最常用的三大强酸之一，氢溴酸和氢碘酸也都是强酸.它们的酸性强弱怎样?

  24. 记住卤素氢化物的常见制备方法及化学性质; • 能分析其还原性和酸性的强弱; • 理解多卤化物的结构和不稳定性; • 了解几种常见的卤素氧化物. 教学目标 教学难点 多卤化物的结构和物理性质 教学重点 • 多卤化物的结构; • 卤素氢化物的制备方法; • 还原性和酸性的强弱 教学课时:2

  25. 14.3 卤化氢与卤氢酸 请你分析氢卤酸熔沸点变化规律及原因! 14.3.1 性质 由此你应该能判断出几种氢卤酸酸性强弱!

  26. 3-1 卤化氢的制备 直接法不宜用于HF的制备,因为反应 太激烈而难于控制; 直接法也不能用于制备HBr和HI,因为 反应慢而不完全,没有制备意义 一、直接法Cl2+H2＝2HCl 能否用浓硫酸来制备溴化氢或碘化氢？ 二、复分解法 用高沸点酸 CaF2+H2SO4（浓）＝CaSO4+2HF↑ NaCl+H2SO4（浓）＝NaHSO4+HCl↑ NaBr+H3PO4＝NaH2PO4+HBr↑ NaI+H3PO4＝NaH2PO4+HI↑

  27. NaBr + H2SO4(浓)== NaHSO4+ HBr 2HBr +H2SO4(浓) == SO2↑+Br + 2H2O NaI+H2SO4(浓) == NaHSO4+HI↑ 8HI+H2SO4(浓) == H2S↑+4I2+4H2O 不能，因为热浓硫酸具有强氧化性，而HBr和HI具有较强的还原性，浓硫酸能把生成的溴化氢和碘化氢进一步氧化。 如何解决此问题？ 采用无氧化性、高沸点的浓磷酸代替浓硫酸即可！ NaBr+H3PO4＝NaH2PO4+HBr↑ NaI+H3PO4＝NaH2PO4+HI↑

  28. B.P HF HI HCl 卤化氢的沸点 一、物理性质 HF的反常现象 是由于分子间形 成氢键的缘故 无色、有刺鼻臭味、沸点除HF外，随半径增大依次增大。 HBr 二、化学性质 1.酸性——能电离出H+ 2.还原性——HBr和HI容易被氧化 3.热不稳定性——HBr和HF加热可分解

  29. 为何HCl、HBr、HI的酸性逐渐增强，而HF反常，是很弱的酸？为何HCl、HBr、HI的酸性逐渐增强，而HF反常，是很弱的酸？ HF HCl HBr HI 弱酸 强酸 酸性增强 1、氢卤酸的酸性 酸性强弱取决于溶液中H+的浓度大小。 HCl、HBr、HI的H—X键键长逐渐变长，原子间作用力减弱，因此，更容易离解而产生H+，酸性逐渐增强。 氢氟酸的酸性较为特殊，溶液中发生电离时，既有F-，也有HF2-： 稀：HF+H2O＝H3O++F- K＝3.5×10-4 产生的F-与HF间存在氢键，形成HF2-,同时HF与HF之间也因氢键作用形成缔合分子（HF)2

  30. HF H++F－ Kaθ = 6.6×10–4 HF2－ Kaθ = 5 F–+HF H2F2 H++HF2－ SiO2 +4HF == 2H2O+SiF4 ↑ CaSiO3+6HF == CaF2+3H2O+SiF4↑ • 与其他的氢卤酸不同，氢氟酸是相当弱的酸，在稀溶液中发生电离： • 在不太稀的溶液中，氢氟酸是以二分子缔合(HF)2形式存在的： • 氢氟酸具有与二氧化硅或硅酸盐（玻璃的主要成分）反应生成气态的SiF4特殊性质：

  31. HCl HBr HI 还原性增强、热稳定性降低 可用塑料、铜或铅的容器盛放HF，铜和铅的表面在HF中能生成难溶性氟化物保护层。 SiO2+4HF＝SiF4↑＋2H2O CaSiO3+6HF＝CaF2+SiF4↑+3H2O 想一想：应用什么容器盛装HF溶液？ 二、还原性 热稳定性 HI的还原性最强，热稳定性最差： 2HI──→H2+I2 由于HCl、HBr、HI的化学键键长逐渐变长，原子间作用力减弱，因此容易分解，热稳定性当然减弱，还原性增强。

  32. 4-1卤化物 KF CaF2 MgF2 AlF3的熔沸点很高，AlCl3 AlBr3 AlI3的熔沸点逐渐升高? 用不同观点进行解释 CaF2 MgF2等难溶于水而CaCl2 MgCl2却易溶于水? AgF可溶于水而AgCl、AgBr、AgI溶解度逐渐降低? 卤化物 卤素互化物 多卤化物 离子型卤化物 共价型卤化物

  33. 三、非金属卤化物水解 熔、沸点低，具有挥发性，难溶于极性溶剂，易溶于非极性溶剂（有机溶剂）。 PBr3+3H2O＝H3PO3+3HBr↑ 二、共价型卤化物 同一金属卤化物，从氯到碘，随原子半径的增大，共价性增强，离子性减弱。因此，以碘的共价物最多。而氟的金属卤化物都为离子晶体。 HCl SF6 CCl4 PCl3 FeCl3 AlCl3 HgI2 实际上卤化磷不需要事先制备，把磷和碘（或溴）混合后，直接滴入水即可产生卤化氢

  34. 2P+3Br2+6H2O == 2H3PO3+6HBr↑ 2P+3I2+6H2O== 2H3PO3+6HI↑ 这类反应比较剧烈，适宜溴化氢和碘化氢的制取，把溴逐滴加在磷和少许水的混合物上或把水滴加在磷和碘的混合物上。 金属卤化物的水解 FeCl3+H2O==Fe(OH) Cl2+HCl SnCl2+H2O == Sn(OH) Cl+HCl 如何防止金属卤化物水解？

  35. F F F F F Cl 用通式XX‘n表示，X为半径较大的卤原 子，作为中心原子。n＝1、3、5、 7 卤素互化物的配位 数一般为奇数 F I F F IF3 IF5 不同卤素原子相互 结合形成的化合物 称为卤素互化物， 4-2 卤素 互化物 ClF ClF3 IF3 BrF IF5 IF7 分析原因：为何IF5, IF7配位数为5和7， 而ICl3，IBr的配位 数只有1？卤素互化 物的配位数与哪些 因素有关？

  36. 碘水是棕色的，而加入， KI后由于形成了I3- ，碘的 溶解度大为增加，颜色也 变为红棕色。 Ｉ3-Ｉ2+I- K=1.35×10-3 KI+I2 KI3 CsBr+IBr CsIBr2 金属卤化物与卤素或卤 素互化物加合，生成的 化合物称为多卤化物。 想一想；配制碘酒时，要在酒精中加入适量的KI，为什么？ 4-3 多卤化物 多卤化物热稳定性差，受热分解：CsBr3====CsBr+Br2 CsICl2====CsCl+ICl CsICl2==?==CsI+Cl2 分解产物总是生成最高晶格能的一种卤化物（原子半径小的卤化物）

  37. 四、拟 卤 素 拟卤素──性质与卤素单质相似的某些原子团称为拟卤素，又称类卤素。它们的负一价离子化合物称为拟卤化合物。 拟卤素 拟卤离子 拟卤化合物 氰(CN)2 CN- KCN 氧氰(OCN)2 OCN- KOCN 硫氰(SCN)2 SCN- KSCN

  38. （2）与碱、水作用也和卤素相似，如： Cl2 + H2O == HCl + HClO (CN)2+ H2O == HCN + HOCN Cl2 + 2OH–== Cl– + ClO– + H2O (CN)2 + 2OH–== CN– + OCN– + H2O 与卤素的相似性 拟卤素与卤素的相似性主要表现在以下几个方面： （1）与金属离子反应，具有强烈配位作用： Ag++Cl-=AgCl↓ AgCl+Cl-=AgCl2- Ag++CN-=AgCN↓ AgCN+CN-=Ag(CN)2-

  39. （3）拟卤离子和卤离子一样也具有还原性，如：（3）拟卤离子和卤离子一样也具有还原性，如： 4H++2Cl–+MnO2== Mn2++Cl2+2H2O 4H++2SCN–+MnO2== Mn2++(SCN)2 +2H2O (SCN)2 + 2I– 2SCN– + I2 （4）游离态时皆是二聚体： （5）拟卤素单质与Br2一样具有一定氧化性： （CN）2（SCN）2（OCN）2（SeCN）2 拟卤离子和卤离子按还原性由小到大可以共同组成一 个序列：F–，OCN–，Cl–，Br–，CN–，SCN–，I–。

  40. : N C C N : 氰和氰化物 ——氰无色气体，有苦杏仁臭味，极毒。 氰分子的结构式为: 氢化氰是无色气体，可以和水以任何比例混合，其水溶液为氢氰酸，氢氰酸是弱酸，Ka = 6.2 × 10–10。 CN-最重要的化学性质是极易与过渡金属Zn、Hg、Ag、Cd等离子形成稳定的离子，如：Ag(CN)2–、Hg(CN)42–、Fe(CN)64–等。氰根CN-的配位能力远比卤离子强，被广泛用于电镀和金和银矿物的提取。 4Au+8NaCN+2H2O+O2=4Na[Au(CN)2]+4NaOH 废液处理 在氰废液中加入亚铁酸盐将其配位Fe2++6CN=[Fe(CN)6]4- 或在氰废液中通入氯气：CN-+2OH-+Cl2=CNO-+2Cl-+H2O

  41. (SCN)2+ H2S 2H+ + 2SCN－+ S (SCN)2 + 2I– 2SCN– + I2 (SCN)2 + 2S2O32– 2SCN– + S4O62– Fe3+ + nSCN– Fe(SCN)n3–n 硫氰和硫氰化物 在溶液中硫氰的氧化性与溴相似 大多数硫氰酸盐溶于水，而重金属的盐，如Ag，Hg(Ⅱ)盐不溶于水。硫氰根离子也是良好的配位体，与铁(Ⅲ)离子可生成深红的硫氰酸根络离子: ( n=1,2, …6 ) 硫氰酸盐用来检验铁(Ⅲ)

  42. 教学总结 1.本节介绍卤素氢化物拟卤素的性质,内容多, 反应方程式多,学生觉得难记忆,因此首先要向学生传输这样一个理念:只有理解基本理论才能减少记忆量,才能真正把握好各方面知识,不能一味地死记呆背; 2.课堂上注意提问,特别是要有意识地帮助部分后进学生,设计好问题,分层次推进,这样不仅能有助于提高学生的注意力,也能增加师生互动,活跃气氛,同时还能提高学生的积极性.3.由于内容多,因此如何把握重点,突破难点至关重要,可在演示文本上较醒目地标注,适时提醒学生注意,不要使学生显得无所适从,摸不清头绪;4.教学效果的好坏与课件的制作有重要关系,要注意科学性和艺术性,作到图文并茂,层次分明,内容丰富,设计合理,使学生在享受过程.学习知识,

  43. 卤素的含氧化物 • 记住常见卤素氧化物的化学性质; • 能分析含氧卤酸的酸性强弱; • 理解含氧卤酸的的结构和热不稳定性; • 了解几种常见的卤素氧化物. 教学难点 含氧卤酸的结构和化学性质 教学重点 • 含氧卤酸的结构; • 卤素的含氧酸的酸性和氧化性; • 还原性和酸性的强弱 教学课时:2 教学目标

  44. 卤素的含氧化物 5-2 卤素的氧化物 OF2 O2F2 F HClO的酸酐 Cl2O ClO2 Cl2O7 Cl Cl2O ClO2 Cl2O7 HClO4的酸酐 重要的是OF2和Cl2O 均为强氧化剂，不稳定，有还原剂时容易反应而爆炸。 Cl2O+H2O＝HClO Cl2O7+H2O＝HClO4

  45. OF2的分子空间结构为V形，请你分析其电子构型！OF2的分子空间结构为V形，请你分析其电子构型！ F F O OF2 2F2+2NaOH＝2NaF+OF2+H2O 二氟化氧OF2是一种无 色气体，有毒，由F2和2% NaOH溶液作用制得： 由于OF2中氧为+2价，因此 它的氧化性远强于氧气的 氧化性。原来曾用作火箭 的燃料，后来被取代。 中心原子氧采用sp3不等性 杂化，除形成两个Ó键外， 还有两对孤电子对。

  46. 它是一种黄色气体，易爆炸， 氧化能力是氯气的2.63倍，可看 成是氯酸和亚氯酸的混合酸酐。 ClO2 ClO2+H2O＝HClO3+HClO2 结构 制备 2NaClO3+SO2+H2SO4＝2NaHSO4+2ClO2 O O Cl 2ClO2+2OH-＝ClO3-+ClO2-+H2O 现代研究发现：氯气作为消毒剂容易产生强烈致癌物质CHCl3。而ClO2具有极强杀菌作用，几分钟甚至几秒钟可杀死水中绝大多数细菌，不致癌、致畸。同时它还可用作漂白剂、防腐剂、保鲜处理剂、废水净化剂等。 sp3杂化 它是Ｖ形分子结构，含有奇数电子，具有顺磁性， 奇电子分子具有很高的化学活性。在碱中反应生成 氯酸盐和亚氯酸盐。

  47. 6-3 卤素的含氧酸及其盐 次卤酸及其盐 亚卤酸及其盐 卤酸及其盐 高卤酸及其盐 ClO- ClO2- ClO3- ClO4- sp3杂化 请同学们自己判断各离 子的价电子空间构型。 除IO65-碘原子是sp3d2杂化外，其他卤氧离子均是sp3杂化，即分子的电子层结构为四面体。

  48. 难点 卤素含氧酸及其盐 氯、溴和碘均应有四种类型的含氧酸：HXO、HXO2、HXO3、HXO4，它们的结构见下图： 卤素原子和氧原子之间除有sp3杂化轨道参与成键外（实际上由卤素原子单独提供电子），还有氧原子中充满电子的2p轨道与卤素原子空的d轨道间所成的d-pπ配位键。 氟原子没有可用的d轨道因此不能形成d-pπ 键。 问题：F与O能形成d-pπ键吗？

  49. 氧化能力 得到电子的能力 HClO HClO2 HClO3 HClO4 弱酸 中强酸 强酸 最强酸 KClO KClO2 KClO3 KClO4 稳定性增强、氧化能力减弱 稳定性变化规律 随中心原子氧化数增大;同一含氧酸及其盐, 热稳定性变差,氧化性增大。 含氧化合物的氧化性 氧化能力减弱 热稳定性增强 中心原子与外围氧原子的化学键越强，必须断裂的键越多，该分子越稳定，氧化能力越弱。

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